① Sālsskābe (HCl)
Lielākā daļa hlorīdu šķīst ūdenī. Sālsskābē šķīst metāli, kas elektroķīmiskajā sērijā atrodas pirms ūdeņraža, -kā arī lielākā daļa metālu oksīdu un karbonātu-. Turklāt hlorīda jonam (Cl⁻) piemīt noteiktas reducējošās īpašības un tas var veidot kompleksus jonus ar daudziem metālu joniem, tādējādi atvieglojot paraugu šķīšanu. To parasti izmanto, lai izšķīdinātu tādus paraugus kā hematīts (Fe₂O3), stibnīts (Sb2S3), karbonāti un piroluzīts (MnO2).
② slāpekļskābe (HNO₃)
Šai skābei piemīt spēcīgas oksidējošas īpašības, un gandrīz visi nitrāti šķīst ūdenī. Izņemot platīnu, zeltu un dažus retos metālus, koncentrēta slāpekļskābe spēj izšķīdināt gandrīz visus metālus un to sakausējumus. Metāli, piemēram, dzelzs, alumīnijs un hroms, pakļaujas slāpekļskābes iedarbībai, iziet pasivāciju; tomēr, šķīdināšanas procesā pievienojot ne-oksidējošu skābi-kā sālsskābi-, lai noņemtu iegūto oksīda plēvi, šos metālus var efektīvi izšķīdināt. Gandrīz visi sulfīdi šķīst arī slāpekļskābē; tomēr vispirms jāpievieno sālsskābe, lai ļautu sēram iztvaikot H₂S veidā, tādējādi novēršot elementārā sēra iekapsulēšanu paraugā un kavējot tā sadalīšanos. Turklāt slāpekļskābe ir ļoti nestabila; karsēšanas vai gaismas iedarbības apstākļos tas var sadalīties ūdenī, slāpekļa dioksīdā un skābeklī. Turklāt, jo augstāka ir slāpekļskābes koncentrācija, jo vieglāk tā sadalās. Spēcīgās oksidējošās īpašības dēļ slāpekļskābe reaģē ar dažādiem metāliem, nemetāliem un reducējošām vielām; kā rezultātā samazinās slāpekļa oksidācijas pakāpe, iegūstot vai nu slāpekļa dioksīdu, vai slāpekļa oksīdu (koncentrēta slāpekļskābe reaģē ar metāliem, nemetāliem utt., veidojot slāpekļa dioksīdu, savukārt atšķaidīta slāpekļskābe rada slāpekļa oksīdu). Turklāt slāpekļskābe reaģē ar olbaltumvielām, izraisot to dzeltēšanu.
③ Sērskābe (H₂SO4)
Visu citu metālu sulfāti, izņemot kalciju, stronciju, bāriju un svinu, šķīst ūdenī. Karstai, koncentrētai sērskābei piemīt spēcīgas oksidējošas un dehidratējošas īpašības; to bieži izmanto, lai šķīdinātu metālus, piemēram, dzelzi, kobaltu un niķeli, kā arī metālu sakausējumus, kas satur alumīniju, beriliju, antimonu, mangānu, toriju, urānu un titānu. To parasti izmanto arī, lai sadalītu organiskās vielas, kas atrodamas tādos paraugos kā augsne. Sērskābei ir salīdzinoši augsta viršanas temperatūra (338 grādi); līdz ar to, ja skābju ar zemāku -viršanas temperatūru-punktu-, piemēram, slāpekļskābes, sālsskābes vai fluorūdeņražskābes- anjoni traucē analītiskos noteikšanu, bieži tiek pievienota sērskābe un šķīdums tiek iztvaicēts, līdz tiek izvadīti balti dūmi (SO₃).
④ Selēnskābe (H₂SeO₄)
Molekulmasa: 144,9. Balta, sešstūraina{1}}prizmatiska kristāliska cieta viela, kas ir ļoti higroskopiska. Kušanas temperatūra (grāds): 58; Vārīšanās temperatūra ( grāds ): 260 (sadalās). Relatīvais blīvums: 2,95 × 10³ kg/m³. Tas labi šķīst ūdenī, nešķīst amonjaka ūdenī un šķīst sērskābē. Tas nav-uzliesmojošs, taču tam piemīt spēcīgas kodīgas un kairinošas īpašības, kas var izraisīt cilvēka audu apdegumus. Tam piemīt spēcīga oksidēšanās spēja un spēcīgs skābums (abi ir spēcīgāki par sērskābi). Tās ūdens šķīdumi ir kodīgi un intensīvi kairinoši.
⑤ Fosforskābe (H3PO₄)
Fosfāta anjonam ir ļoti spēcīga koordinācijas spēja; līdz ar to gandrīz 90% no visām rūdām var izšķīdināt fosforskābē. Tas ietver daudzas rūdas, kas nešķīst citās skābēs,{2}}piemēram, hromīts, ilmenīts, kolumbīts-tantalīts un rutils-, un tas ir arī ļoti efektīvs sakausējumu šķīdināšanā, kas satur lielu oglekļa, hroma un volframa koncentrāciju. Izmantojot fosforskābi kā vienīgo šķīdinātāju, reakcijas apstākļi parasti jākontrolē temperatūras diapazonā no 500 līdz 600 grādiem un ne ilgāk kā 5 minūtes. Ja temperatūra ir pārāk augsta vai reakcijas laiks ir pagarināts, var izgulsnēties nešķīstoši pirofosfāti vai veidoties polisilikofosfāti, kas pieķerties reakcijas trauka dibenam; vienlaikus šis process var izraisīt arī stikla trauku koroziju. Tīra fosforskābe pastāv kā bezkrāsaini kristāli ar kušanas temperatūru 42,3 grādi; tā ir skābe ar augstu viršanas temperatūru, kas viegli šķīst ūdenī. Fosforskābe ir triprotiska, vidēji spēcīga skābe, kas tiek jonizēta trīs atšķirīgos posmos; tas nav ne gaistošs, ne pakļauts sadalīšanai, un tam praktiski nav nekādu oksidējošu īpašību.
⑥ Perhlorskābe (HClO₄)
Karstai, koncentrētai perhlorskābei piemīt ārkārtīgi spēcīgas oksidējošas īpašības, kas ļauj tai ātri izšķīdināt tēraudu un dažādus alumīnija sakausējumus. Tā ir spēcīgākā zināmā neorganiskā skābe. Tas spēj oksidēt tādus elementus kā Cr, V un S līdz augstākajam iespējamajam oksidācijas līmenim. Perhlorskābes viršanas temperatūra ir 203 grādi; iztvaicējot līdz kūpināšanai, tas efektīvi izvada skābes ar zemāku -viršanas punktu-, atstājot ūdenī viegli šķīstošus atlikumus. Perhlorskābi bieži izmanto arī kā dehidratējošu līdzekli gravimetriskā analīzē SiO₂ noteikšanai. Strādājot ar HClO₄, stingri jāizvairās no saskares ar organiskām vielām, lai novērstu sprādziena risku.
⑦ Fluorūdeņražskābe (HF)
Fluorūdeņražskābe ir ļoti vāja skābe (tomēr fluorūdeņražskābes un antimona pentafluorīda -maisījums, kas pazīstams kā fluorantimonskābe-, ir ārkārtīgi spēcīga skābe, 2 × 10¹⁹ reizes spēcīgāka nekā tīrā sērskābe). Tomēr fluorīda jonam (F⁻) ir spēcīga koordinācijas spēja; tas var veidot kompleksus jonus ar tādiem joniem kā Fe³⁺, Al³⁺, Ti(IV), Zr(IV), W(V), Nb(V), Ta(V) un U(VI), tādējādi padarot tos šķīstošus ūdenī. Tas var arī reaģēt ar silīciju, veidojot SiF₄, kas pēc tam izplūst kā gāze. Tas spēj korodēt stiklu.
⑧ bromūdeņražskābe (HBr)
Bezkrāsains vai gaiši dzeltens šķidrums, kas nedaudz kūp. Molekulmasa: 80,92; relatīvais gāzes blīvums (pret gaisu=1): 3,5; relatīvais šķidruma blīvums: 2,77 (pie -67 grādiem); 47% HBr ūdens šķīduma relatīvais blīvums: 1,49. Kušanas temperatūra: -88,5 grādi ; viršanas temperatūra: -67,0 grādi. Tas viegli šķīst organiskos šķīdinātājos, piemēram, hlorbenzolā un dietoksimetānā. Tas sajaucas ar ūdeni, spirtiem un etiķskābi. Gaisa un saules gaismas ietekmē tā krāsa pakāpeniski kļūst tumšāka, atbrīvojoties brīvajam bromam. Tā ir spēcīga skābe, un tai ir asa smarža, kas līdzīga sālsskābei. Izņemot metālus, piemēram, platīnu, zeltu un tantalu, tas korodē visus citus metālus, veidojot atbilstošos metālu bromīdus. Tam ir arī spēcīgas reducējošas īpašības, un to var oksidēt līdz bromam ar atmosfēras skābekli vai citiem oksidētājiem.
⑨ Jodūdeņražskābe (HI)
Tas spēcīgi reaģē ar tādām vielām kā fluors, slāpekļskābe un kālija hlorāts. Saskare ar sārmu metāliem var izraisīt sprādzienu. Vielas karsēšana var radīt toksiskus joda tvaikus. Saskaroties ar ūdeni vai ūdens tvaikiem, tas kļūst ļoti kodīgs un var izraisīt ādas apdegumus.
⑩ Ciānūdeņražskābe (HCN)
Ķīmiskais nosaukums (ķīniešu): Qinghuaqing (ūdeņraža cianīds) / Qingcuansuan (ciānūdeņražskābes{0}}ūdens šķīdums);
Ķīmiskais nosaukums (angļu valodā): ūdeņraža cianīds.
Tehnisko datu lapa:
- Kods: 826
- CAS Nr.: 74-90-8
- Molekulārā formula: HCN
- Molekulārā struktūra: oglekļa atoms veido saites, izmantojot sp-hibridizētas orbitāles; ir oglekļa -slāpekļa trīskāršā saite, kas padara molekulu par polāru molekulu.
- Molekulmasa: 27,03
